[理学]第1章 原子结构和周期系.ppt

8－1 原子半径 二．根据量子力学理论，由原子的核电荷数、电子数、电子运动状态等理论概念出发，给出原子半径的定义，并进行计算,可得到纯理论计算的气态的、游离的、基态的原子半径。1965年，瓦伯和克罗默定义原子最外层原子轨道最外层电荷密度（即D函数）最大值所在的球面为原子半径，用量子力学方法计算得出一套“轨道半径”的理论原子半径。 8－1 原子半径 三．通过测定结构的实验方法进行计算。测定原子形成各种分子或固体后的核间距。对所得的大量数据进行统计，并作给予某些理论思考的适当修饰，即可得原子半径。主要由三种： 1．共价半径：由共价分子或原子晶体中原子的核间距计算而得。 2．范德华半径：由共价分子之间的最短距离计算而得。 3．金属半径：由金属晶体中原子的最短距离计算而得。 共价半径较小，金属半径居中，范德华半径最大，比较原子的相对大小时，必须采用同一套数据。 8－2 电离能 1、含义：使基态气态原子失去一个电子所需要的能量，叫该原子的第一电离势。 单位：ev ，或J 。1ev＝1.6×10-19J＝96.49 kJ·mol-1 . A(g) →A＋(g) ＋e－ I1＝ΔE1=E(A＋)－E(A) A＋(g)→A2＋(g)＋e－ I2＝ΔE2=E(A2＋)－E(A+) 因为从原子中取走电子均需提供能量，所以电离势均为正值。且I越大，原子越难失去电子。 对同一原子： I1＜I2＜I3＜… ∵　阳离子中核电荷数＞核外电子数 ∴ 核对核外电子的吸引力更大，再继续失去电子更难。故正电荷越高，Ii越大。这里同时也包含了半径对Ii的影响。 8－2 电离能 例1： Na(g) →Na＋(g) ＋e－ I1＝5.139 ev Na＋(g) →Na2＋(g) ＋e－ I2＝47.286 ev 例2： Mg(g) →Mg＋(g) ＋e－ I1＝7.646 ev Mg＋(g) →Mg2＋(g) ＋e－ I2＝15.035 ev Mg2＋(g) →Mg3＋(g) ＋e－ I3＝80.143 ev 例3： Al(g) →Al＋(g) ＋e－ I1＝5.986 ev Al＋(g) →Al2＋(g) ＋e－ I2＝18.83 ev Al2＋(g) →Al3＋(g) ＋e－ I3＝28.45 ev Al3＋(g)→Al4＋(g) ＋e－ I4＝119.99 ev Ii值的突跃，是电子分层排布的有力佐证！ 同层：2～4倍，不同层：＞4倍。 8－2 电离能 2．影响因素 ⑴．原子半径：原子半径越大，电离势越小。 ⑵．核电荷数：核电荷数越大，对电子的吸引力越大，I越大。同周期元素具有相同的电子层数，从左到右，有效核电荷增大，原子半径减小，和对外层电子的吸引能力加大，越不易失去电子，故I越大（总趋势）。 ⑶．电子构型：全充满、半充满Ii较大。因为全充满和半充满的电子构型较为稳定（相对于相邻原子）。 8－2 电离能 3．电离势的周期性变化 元素第一的电离能的周期性变化 8－2 电离能 3．电离势的周期性变化 每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气体)的第一电离能最大。 从第一周期到第六周期，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的周期性变化，而且，随周期序数增大，在大体上呈现第一电离能变小的趋势（He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn第一电离能逐个降低，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也逐个降低，尽管后几个碱金属的电离能相差不大——K：418.6；Rb：402.9；Cs：375.6；Fr：约375kJ/mol）。 第一电离能大小是碱金属最活泼而稀有气体最不活泼的最主要原因。 8－2 电离能 3．电离势的周期性变化 ⑴．同周期元素 自左向右，核电荷增大，原子半径减小，电离势依次递增。但有起伏，呈锯齿状增加。对于过渡元素，增大的较为缓慢。 例如： Li Be B C N O F Ne 原子半径： 123 89 88 77 70 66 64 131 I1(ev): 5.39 9.32 8.30 11.26 14